Ácidos y Bases: Acidez, Basicidad, Valoraciones y Equilibrio Químico

Ácidos y bases fuertes y débiles

Ácidos fuertes: HClO₃, HClO₄, HI, HBr, HCl, H₂SO₄, HNO₃.

Bases fuertes: OH^-.

Bases débiles: NH₃, CH₃NH₂, C₂H₅NH₂.

Ácidos débiles: HCOOH, CH₃COOH, HCN, HF, H₂S, H₂CO₃, HNO₂, HClO, H₃PO₄.

Disociación completa y grado de disociación

La disociación es completa en los ácidos y bases fuertes, no equilibrada, con α = 1. En los ácidos y bases débiles la disociación es parcial y se describe mediante el grado de disociación (α).

Constantes de equilibrio

Constante de acidez (Ka)

Para un ácido HA en disolución acuosa: Ka = [A^-][H₃O⁺] / [HA], donde el agua no interviene en la expresión.

Constante de basicidad (Kb)

Para una base B: Kb = [BH⁺][OH^-] / [B].

Producto iónico del agua

Kw = 10^-14 a 25 ºC, y se cumple que Ka · Kb = Kw.

Hidrólisis de sales

• Sal de ácido fuerte y base fuerte (AF+BF): disolución neutra, pH = 7.
• Sal de base fuerte y ácido débil (BF+AD): disolución básica, pH > 7.
• Sal de ácido fuerte y base débil (AF+BD): disolución ácida, pH < 7.
• Sal de base débil y ácido débil (BD+AD): el carácter depende de la concentración relativa de H₃O⁺ y OH^-; si [H₃O⁺] = [OH^-] es neutra, si [H₃O⁺] > [OH^-] es ácida y si [H₃O⁺] < [OH^-] es básica.

En general: si Ka > Kb la disolución es ácida; si Ka < Kb es básica. Un ↑Kb implica mayor basicidad, un ↑Ka implica mayor acidez, mayor disociación y ↓pH. Al disminuir [H₃O⁺] aumenta el grado de disociación α.

Concentración, molaridad y pKa

Molaridad: M_x = n_x / V.

Molaridad de una mezcla del mismo elemento: M' = (n₁ + n₂) / (V₁ + V₂).

Neutralización completa: n_A = n_B.

Número de moles sin neutralizar: n = M' · V (peq HCl).

Densidad: d = m / V (suponiendo 1 L).

Riqueza en masa (2 %): 100 g de disolución contienen 2 g de HCl puro, es decir, 108 g de disolución / g de HCl puro.

Molaridad a partir de masa: M = n(puros) / V = (m(g) / masa molar) / V.

pKa: pKa = -log Ka.

Relaciones de unidades: 1 L = 1 dm³ = 1000 mL; 1 mL = 1 cm³. Relación lineal.

Indicadores ácido-base

Son sustancias que presentan colores diferentes según el pH de la disolución en la que se encuentran disueltas.

Intervalo de viraje

Cada indicador tiene un intervalo de viraje característico, un intervalo reducido de unidades de pH dentro del cual se produce el cambio de color. Un indicador es más útil cuanto menor sea su intervalo de viraje y más clara sea la transición de color.

Valoración ácido-base

La valoración permite determinar la concentración de un ácido en disolución a partir de la concentración conocida de una base, o viceversa, basándose en la reacción de neutralización. La valoración de un ácido se llama acidimetría y la de una base, alcalimetría.

Punto de equivalencia

Momento en que la reacción de neutralización se ha completado. En este punto, el número de moles de H₃O⁺ del ácido es igual al número de moles de OH^- de la base.

Punto final

Es el instante en que se da por terminada la valoración. Se decide cuando se produce el cambio de color o el viraje del indicador que se añade previamente a los reactivos. Para que la valoración sea válida, el punto final debe coincidir con el punto de equivalencia.

Curvas de valoración

La curva de valoración representa gráficamente la variación del pH de la disolución en función de la cantidad de agente valorante añadido.

Teorías ácido-base

Arrhenius

Según la teoría de la disociación iónica o disociación electrolítica, muchas sustancias en disolución acuosa experimentan una ruptura o disociación en iones positivos y negativos. La disociación iónica justifica la conductividad eléctrica de las disoluciones acuosas de muchas sustancias llamadas electrolitos.

Brönsted-Lowry

La neutralización consiste en la transferencia de un ion H⁺ de un ácido a una base, para dar lugar a un ácido conjugado de la base y a una base conjugada del ácido.

Lewis

No todas las reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero forman siempre un enlace covalente dativo.